文档介绍：1
选修三知识点
第一章原子结构与性质
1能级与能层
二
—
去
六
七
得号
K
L
X
O
P
Q
Is
2s
*
3s
Id
4^
和
4^
4f
5s
si-2p区ns2npi-6、d区（n-1）di-9nsi-2、ds区（n-1）dionsi-2
三•元素周期律
1•电离能、电负性
(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属（或第IA族）第一电离能最小，稀有气体（或0族）第一电离能最大，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。（Be,N,P,Mg除外）同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
3
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②金属的电负性一般小于1・8,非金属的电负性一般大于1・8,而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等），它们既有金属性，又有非金属性。③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
（4）电离能的应用
根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：②确定元素在化合物中的化合价③判断元素金属性强弱
同周黠（从左往石）
同主族（自上而下）
（D解救
相同
从1SW倒卩
（沁隠电子数
从燧増到周期闵外）
相同
（癞子椅j
械小《稀丙吒律除外1増强
増大
（庾子失电子能力）
噌强
◎邯金犀性（厲子需电子能力）
旅负庇
撷弱
⑺第一电篱能:
增大的趋势
鬲卜
◎團碼性
瀚|
⑼虽岛氧化性
増强
■化物的醜區性
碱性瞬，嚴性瞎骚
離性疊罷酿性応
山非金凤形成气态理匡
曲难到81
□$）主要优合价
最高正悅从T述齡"（0-F例外h噩低负命从第］VA旗+
相同
砂子）酹环
If阴盔子）A応阳离子）
曙大
3•对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
第二章分子结构与性质
共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
共价键的类型
按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
4
按原子轨道的重叠方式分为。键和n键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定.
Hi
4•等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。常见的等电子体：CO和N2
分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量
相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同
分子构型
化
道理
论
杂化真型
杂化轨道敌目
杂化執遒间央角
空间构型
实例
貫线形
sp2
3
120*
平面三第形
BF3
斗
IQ9°28'
正四面体形
CH」
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
分子构型
俗展电子对互斥蟆型
电子对数
孤对电子
数
电子对空酬型
分子空阖构型
实例
2
2
0
B«C12
3
0
三肃涉
BF3
I
SuBr2
4
+
0
四丽悔
四罰本縣
CH4
1
三甬滩恶
XH1
2
vj^
H20
3•配位化合物(1)配位键与极性键、非极性键的比较：都属共价键
(2)配位化合物
①